1. Les notions à acquérir

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1 1. Les notions à acquérir 1.1 Vocabulaire à apprendre à maîtriser dans ce chapitre ph ion hydronium autoprotolyse produit ionique neutre acide basique 1.2 Compétences à acquérir au cours de ce chapitre A la fin de ce chapitre vous devrez être capable de écrire la formule brute de l ion hydronium. décrire ce qu est le ph. citer et utiliser l échelle des ph. calculer le ph à partir de la concentration des ions hydronium et vice-versa. écrire l équation d autoprotolyse de l eau, ainsi que l expression du produit ionique de l eau. trouver, dans la table CRM, les valeurs du produit ionique de l eau en fonction de la température. définir la neutralité, l acidité et la basicité d une solution aqueuse. calculer la valeur de [OH - ], à partir du ph ou de [H 3 O + ] et vice-versa en utilisant le produit ionique de l eau. 2. Introduction Nous avons vu dans le chapitre sur les réactions chimiques, que les acides se dissociaient au contact de l eau pour former des ions H +. Autrement dit toutes les solutions aqueuses d'acide contiennent des ions H Les réactions de dissociation Lorsque l acide chlorhydrique se dissous dans l eau, il se dissocie selon la réaction suivante : HCl (aq) H + (aq) + Cl - (aq)

2 L ion H+ est un atome d hydrogène ayant perdu son électron. Il se réduit donc à un proton (d où son nom). Il est extrêmement petit (plus de fois plus petit qu'un ion ordinaire). Du fait de sa petite taille, ce proton peut s approcher très près d une molécule d eau pour se fixer spontanément sur l'atome d'oxygène de la molécule et former l'ion hydronium H 3 O +. Ainsi, dans une solution aqueuse, les ions H +, à l état libre n existent pas, car, une fois formé, ils se combinent tous immédiatement avec des molécules d eau. Ces ions hydronium sont eux-même plus ou moins hydratés. Ainsi, les réactions de dissociation des acides forts dans l eau s écriront : 3OS HCl (aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) 4. Le ph 4.1 Qu est ce que le ph? HNO 3(aq) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + NO 3 - (aq) On mesure l'acidité d'une solution aqueuse à partir de sa molarité en ions H 3 O + sur une échelle de nombres appelée échelle des ph. Cette échelle a été introduite par le chimiste danois Sorensen au début du siècle. L'acidité d'une solution aqueuse dépend du nombre de ions H 3 O + libres dans la solution. Pour des solutions suffisamment diluées, le ph est lié à la molarité en ions H 3 O + par la relation suivante : [H 3 O + ] = 10 -ph (mol/l) ou ph = - log ([H 3 O + ]) L échelle de ph des solutions diluées va de 0 à 14. En pratique, à 25 C, Les ph des solutions acides usuelles varient environ entre 0 et 7. Plus le ph est petit plus la solution est acide. Lorsque le ph d une solution est supérieur à 7, on dit que la solution est basique. Lorsque le ph est égal à 7, on dit que la solution est neutre. L eau pure à un ph de 7. Le ph et l autoprotolyse de l eau 2

3 Exemples : ph = 1 correspond à [H 3 O + ] =... mol/l solution très acide ph = 5 correspond à [H 3 O + ] =... mol/l solution faiblement acide 3OS Remarque : L augmentation du ph d une unité, seulement, équivaut à diviser la concentration des ions H 3 O + par 10. Si l on double la concentration en ions H 3 O +, le ph diminue seulement de 0,3 unité. 4.2 La mesure du ph Le papier ph (indicateur universel) La mesure du ph peut se faire de manière approximative mais rapide à l'aide d'un rouleau de "papier ph" (voir laboratoire) : ce papier prend, lorsqu'on le trempe dans la solution, une couleur qui dépend du ph. Il suffit de comparer cette couleur avec les couleurs indiquées le référencier pour connaître le ph La mesure électrique du ph Une méthode plus précise consiste à utiliser un ph-mètre. C'est un voltmètre particulier qui mesure la différence de potentiel qui apparaît entre deux électrodes (une électrode de mesure et une électrode de référence) lorsqu'on les plonge dans une solution contenant des ions H 3 O +. Cette différence de potentiel est fonction du ph et l'appareil comporte généralement deux échelles : l'une graduée en millivolt, l'autre en unité de ph. Remarque : L électrode de mesure et l électrode de référence sont souvent rassemblées dans un même boîtier : cette électrode est dite : électrode combinée Le ph et l autoprotolyse de l eau 3

4 électrode combinée 5. L'autoprotolyse de l'eau pure H 2 O La mesure du ph de l'eau pure montre la présence d'une très faible quantité d'ions H 3 O +, variant sensiblement avec la température. A 25 C, le ph de l'eau pure est égal à 7, ce qui signifie que : [H 3 O + ] = 10-7 (mol/l) Dans l eau pure, il y a donc des réactions d échange d ions H + entre molécules : Une molécule d eau peut céder un ion H + pour devenir un ion hydroxyde OH - et l ion H + libéré est fixé sur une autre molécule d eau qui devient un ion H 3 O +. Ce transfert d ion H + peut se produire aussi dans l autre sens : L ion H 3 O + réagit avec un ion OH - pour redonner deux molécules d eau. 2 H 2 O (l) H 3 O + (aq) + OH - (aq) Il s établit donc entre les molécules d eau, les ions hydroniums et les ions hydroxydes, un équilibre chimique appelé l équilibre d autoprotolyse de l eau. La constante de cet équilibre est : Kc = [ H + 3 O ][ OH ] [ H O] 2 2 La concentration molaire de l eau peut être considérée comme une constante dans toute solution aqueuse diluée et on peut l intégrer dans la constante Kc. Le ph et l autoprotolyse de l eau 4

5 Kc [H 2 O] 2 = K e = [H 3 O + (aq)] [HO - (aq)] Comme dans l'eau pure à 25 C, il ne peut y avoir d'autres ions, la neutralité électrique de la solution impose que : [H 3 O + ] = [OH - ] = 10-7 (mol/l) K e = [H 3 O+] [OH-] = à 25 C K e s'appelle le produit ionique de l'eau ou constante d autoprotolyse de l eau. Dans des solutions aqueuses diluées, où les ions H 3 O + et OH - peuvent provenir d autres molécules que l eau, les molarités de ces deux ions peuvent être différentes de 10-7 (mol/l) mais, dans tous les cas, on constate toujours que le produit ionique de l'eau prend la même valeur, c'est-à-dire à 25 C. Dans les solutions aqueuses, la molarité des ions H 3 O + et OH - sont reliées par l équilibre d autoprotolyse de l eau, si l une des concentrations augmente, l autre doit diminuer pour conserver la valeur de K e. Remarque : La constante Ke est une constante d équilibre qui dépend de la température, comme le montre le tableau ci-dessous : Température C Ke 0, , Qu est ce que la neutralité? La neutralité d une solution aqueuse est représentée par l égalité suivante : [H 3 O + ] = [OH - ] - Dans une solution aqueuse, à 25 C, la neutralité correspond au ph de 7. - Si la température de la solution n est pas de 25 C, une solution aqueuse est neutre à un ph différent de 7. Une solution aqueuse est dite acide ou basique, si l égalité précédente n est pas obtenue. Ainsi une solution aqueuse est acide si [H 3 O + ] > [OH - ] et basique si [H 3 O + ] < [OH - ]. 7. Variation du ph dans les solutions aqueuses 7.1 Eau + acide Si on verse progressivement, dans l'eau pure à 25 C, une solution d'acide, on constate que le ph diminue à partir de 7, car on apporte des ions H 3 O +. Par conséquent, [H 3 O + ] augmente tandis que [OH - ] diminue pour respecter le produit ionique de l'eau. Le ph et l autoprotolyse de l eau 5

6 [H 3 O + ] [OH - ] = [OH - ] = / [H 3 O + ] Exemple : Si le ph = 3 [H 3 O + ] = 10-3 (mol/l) et [OH - ] =10-14 /10-3 = (mol/l) La disparition d ions OH- est due à un déplacement de l équilibre de l autoprotolyse de l eau vers la gauche, c'est-à-dire que les ions H 3 O + introduits dans la solution réagissent avec les ions OH - pour redonner des molécules d'eau. 7.2 Eau + base Si l'on verse maintenant, dans l'eau pure, une solution d'hydroxyde de sodium (NaOH), on constate que le ph augmente, à partir de 7, c'est-à-dire que [OH - ] augmente, au fur et à mesure que l'on verse de l'hydroxyde. A partir du produit ionique de l'eau, on a : Exemple : [H 3 O + ] = / [OH - ] si [OH - ] = 10-3 (mol/l) [H 3 O + ] = /10-3 = (mol/l) et ph = 11 La disparition d'ions H 3 O + s'explique par le déplacement de l équilibre d autoprotolyse de l eau vers la gauche. 7.3 Tableau de correspondance entre [H 3 O + ] et la valeur du ph [H 3 O + ] mol/l [OH - ] mol/l ph Commentaires Acidité la plus forte Acidité la plus faible Neutralité Basicité la plus faible Basicité la plus forte Le ph et l autoprotolyse de l eau 6

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